Алюміній (Al)

1. з'єднання алюмінію
2. Al (OH) 3
3. Отримання і застосування алюмінію

• Позначення - Al (Aluminium);
• Період - III;
• Група - 13 (IIIa);
• Атомна маса - 26,981538;
• Атомний номер - 13;
• Радіус атома = 143 пм;
• Ковалентний радіус = 121 пм;
• Розподіл електронів - 1s22s22p63s23p1;
• t плавлення = 660 ° C;
• t кипіння = 2518 ° C;
• електронегативність (По Полингу / по Алпреду і Рохової) = 1,61 / 1,47;
• Ступінь окислювання: +3, 0;
• Щільність (н. У.) = 2,7 г / см3;
• Молярний об'єм = 10,0 см3 / моль.

Алюміній (галун) вперше був підлозі в 1825 році данцем Г. К. Ерстед. Спочатку, до відкриття промислового способу отримання, алюміній був дорооже золота.

Алюміній є найпоширенішим металом в земній корі (масова частка становить 7-8%), і третім за поширеністю серед усіх елементів після кисню і кремнію. У вільному вигляді в проіроде алюміній не зустрічається.

Найважливіші природні сполуки алюмінію:

• алюмосилікати - Na2O · Al2O3 · 2SiO2; K2O · Al2O3 · 2SiO2
• боксити - Al2O3 · n H2O
• корунд - Al2O3
• кріоліт - 3NaF · AlF3

алюміній в Періодичної таблиці хімічних елементів Д. І. Менделєєва , Стоїть під номером "13", відноситься до 13 (IIIа) групі (Див. Атоми 13 (IIIа) групи ).

Мал. Будова атома алюмінію.

Алюміній хімічно активний метал - на його зовнішньому електронному рівні знаходяться три електрона, які беруть участь в утворенні ковалентних зв'язків при взаємодії алюмінію з іншими хімічними елементами (див. ковалентний зв'язок ). Алюміній - сильний відновник, у всіх з'єднаннях виявляє ступінь окислення +3.

При кімнатній температурі алюміній вступає в реакцію з киснем, що містяться в атмосферному повітрі, з утворенням міцної оксидної плівки, яка надійно перешкоджає процесу подальшого окислення (Кородування) металу, в результаті чого хімічна активність алюмінію знижується.

Завдяки оксидной плівці алюміній не вступає в реакцію з азотною кислотою при кімнатній температурі, тому, алюмінієвий посуд є надійною тарою для зберігання і трансопртірованія азотної кислоти.

Фізичні властивості алюмінію:

• метал сріблясто-білого кольору;
• твердий;
• міцний;
• легкий;
• пластичний (простягається в тонку дріт і фольгу);
• має високу електро- і теплопровідністю;
• температура плавлення 660 ° C
• природний алюміній складається з одного ізотопу 2713Al

Хімічні властивості алюмінію:

• при знятті оксидної плівки алюміній реагує з водою:
  2Al + 6H2O = 2Al (OH) 3 + 3H2;
• при кімнатній температурі вступає в реакції з бромом і хлором з утворенням солей:
  2Al + 3Br2 = 2AlCl3;
• при високій температурі алюміній реагує з киснем і сіркою (реакція супроводжується виділенням великої кількості тепла):
  4Al + 3O2 = 2Al2O3 + Q;
  2Al + 3S = Al2S3 + Q;
• при t = 800 ° C реагує з азотом:
  2Al + N2 = 2AlN;
• при t = 2000 ° C реагує з вуглецем:
  2Al + 3C = Al4C3;
• відновлює багато метали з їх оксидів - Алюмотермією (при t до 3000 ° C) отримують промисловим способом вольфрам, ванадій, титан, кальцій, хром, залізо, марганець:
  8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe;
• з соляною і розбавленою сірчаною кислотою реагує з виділенням водню:
  2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;
  2Al + 3H2SO4 = Al2 (SO4) 3 + 3H2;
• з концентрованої сірчаної кислотою реагує при високій температурі:
  2Al + 6H2SO4 = Al2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O;
• з лугами реагує з виділенням водню і утворенням комплексних солей - реакція йде в кілька етапів: при зануренні алюмінію в розчин лугу відбувається розчинення міцної захисної оксидної плівки, яка знаходиться на поверхні металу; після розчинення плівки, алюміній, як активинов метал, реагує з водою з утворенням гідроксиду алюмінію, який взаємодіє з лугом, як амфотерний гідроксид:
  • Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O - розчинення оксидної плівки;
  • 2Al + 6H2O = 2Al (OH) 3 + 3H2 ↑ - взаємодія алюмінію з водою з утворенням гідроксиду алюмінію;
  • NaOH + Al (OH) 3 = NaAlO2 + 2H2O - взаємодія гідроксиду алюмінію з лугом
  • 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2 ↑ - сумарне рівняння реакції алюмінію з лугом.

з'єднання алюмінію

Al2O3 (глинозем)

Оксид алюмінію Al2O3 є білим, дуже тугоплавким і твердою речовиною (в природі твердіше тільки алмаз, карборунд і боразон).

Властивості глинозему:

• не розчиняється у воді і вступає з нею в реакцію;
• є амфотерним речовиною, реагуючи з кислотами і лугами:
  Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
  Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3 [Al (OH) 6];
• як амфотерний оксид реагує при сплаву з оксидами металів і солями, утворюючи алюмінати:
  Al2O3 + K2O = 2KAlO2.

У промисловості глинозем отримують з бокситів. У лабораторних умовах глинозем можна отримати спалюючи алюміній в кисні:
4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Застосування глинозему:

• для отримання алюмінію і електротехнічної кераміки;
• в якості абразивного і вогнетривкого матеріалу;
• в якості каталізатора в реакціях органічного синтезу.

Al (OH) 3

Гідроксид алюмінію Al (OH) 3 є білим твердим кристалічною речовиною, яке виходить в результаті обмінної реакції з розчину гідроксиду алюмінію - випадає у вигляді білого драглистого осаду, що кристалізується з часом. Це амфотерное з'єднання майже не розчинний у воді:
Al (OH) 3 + 3NaOH = Na3 [Al (OH) 6];
Al (OH) 3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

• взаємодія Al (OH) 3 з кислотами:
  Al (OH) 3 + 3H + Cl = Al3 + Cl3 + 3H2O
• взаємодія Al (OH) 3 з лугами:
  Al (OH) 3 + NaOH- = NaAlO2- + 2H2O

Гідроксид алюмінію отримують шляхом дії лугів на розчини солей алюмінію:
AlCl3 + 3NaOH = Al (OH) 3 + 3NaCl.

Отримання і застосування алюмінію

Алюміній досить важко виділити з природних сполук хімічним способом, що пояснюється високою міцністю зв'язків в оксиді алюмінію, тому, для промислового отримання алюмінію застосовують електроліз розчину глинозему Al2O3 в розплавленому кріоліті Na3AlF6. В результаті процесу алюміній виділяється на катоді, на аноді - кисень:

Початковою сировиною служать боксити. Електроліз протікає при температурі 1000 ° C: температура плавлення оксиду алюмінію становить 2500 ° C - проводити електроліз при такій температурі не представляється можливим, тому оксид алюмінію розчиняють в розплавленому кріоліті, і вже потім отриманий електроліт використовують при електролізі для отримання алюмінію.

Застосування алюмінію:

• алюмінієві сплави широко застосовуються в якості конструкційних матеріалів в автомобіле-, літако-, суднобудуванні: дюралюміній, силумін, алюмінієва бронза;
• в хімічній промисловості як відновник;
• в харчовій промисловості для виготовлення фольги, посуду, пакувального матеріалу;
• для виготовлення проводів та ін.